Oxyde

Un oxyde est un composé de l'oxygène avec un élément moins électronégatif, c'est-à-dire tous sauf le fluor. Oxyde désigne également l'ion oxyde O^2-.

Description

Un bel exemple d'oxyde (alumine) : le Star of Bombay, saphir de 182 carats (36,4 g) conservé au Smithsonian Institute

De manière générale, on définit un oxyde comme un composé chimique composé d'oxygène avec un autre élément chimique moins électronégatif.

Par exemple, la rouille est de l'oxyde de fer et le corindon est de l'oxyde d'aluminium. La plupart des minéraux connus sur Terre sont en fait des oxydes et ils sont très répandus dans l'univers. Beaucoup d'oxydes ont une grande importance : le plus important d'entre eux est l'oxyde d'hydrogène qui n'est rien d'autre que l'eau.

Selon le composé associé à l'oxygène et son degré d'oxydation, l'oxyde est moléculaire (eau, dioxyde de carbone) ou cristallin avec une structure qui va d'une forte ionicité (Na₂O, CaO) à des solides semiconducteurs (FeO).

Les oxydes ont une structure, en général, cristalline, bien que certains soit amorphes (comme le verre, forme amorphe de la silice). Dans les oxydes cristallisés, les liaisons entre les atomes sont partiellement ioniques, partiellement covalentes et partiellement métalliques (surtout pour les degrés d'oxydation faibles des métaux de transition). Par simplification, on considère souvent des liaisons purement ioniques.

Une propriété importante des oxydes est leur comportement vis-à-vis de l'eau. Beaucoup réagissent avec l'eau pour donner des acides (d'autant plus forts que l'élément associé à l'oxygène est électronégatif ou fortement oxydé le cas extrême étant représenté par HClO₄ mais on trouve aussi H₂SO₄) de l'autre côté on trouve des oxydes basiques avec en tête les oxydes alcalins, en particulier Na₂O qui réagit avec l'eau pour donner NaOH : la soude caustique fortement basique (ne pas confondre avec la soude Na₂CO₃) et, entre les deux, on trouve les oxydes amphotères comme CuO ou Al₂O₃ qui selon le contexte se comportent comme les oxydes acides ou comme les oxydes basiques.

En métallurgie les oxydes (plus généralement des composés d'acide à base d'oxygène comme les carbonates, sulfates et autres) sont le point de départ de la production de métal par réduction pour la plupart des métaux à l'exception notable du sodium préparé à partir de son chlorure. Voir électrochimie et pour plus de détails.

Tous les métaux forment des oxydes avec l'oxygène à cause de l'agressivité du dioxygène qui recouvre tous les métaux d'une fine couche d'oxyde (même l'or). Le problème est de savoir si la couche formée va protéger le métal en dessous (phénomène appelé passivation) ou pas (comme par exemple le fer). Sans cette couche d'oxyde, une barre de métal coupée en deux se recollerait par simple contact.

Enfin les oxydes font partie plus généralement de la famille des composés de l'oxygène au même titre que les peroxydes, les superoxydes et les ozonides.

Lien avec la notion d'oxydation

L'origine de la notion d'oxydation est due à la grande électronégativité de l'oxygène (dépassée uniquement par le fluor) et de sa situation d'élément le plus abondant sur la croûte terrestre. On considère formellement que dans les composés de l'oxygène avec l'élément il y a un transfert total d'électrons entre cet élément et l'oxygène de telle sorte que celui-ci ait la charge -2e. Le nombre d'oxydation de l'élément est alors la charge du cation obtenu pour réaliser cette condition. Cette notion a été étendue par la suite. Voir l'article Réaction d'oxydo-réduction pour plus de détails.

Nomenclature des oxydes

Pour trouver le nom, il faut calculer le rapport entre le nombre d'atomes d'oxygène (O) et le nombre d'atomes de l'élément E, mettre par la suite le préfixe correspondant au rapport (O/E) obtenu :

Cependant si un seul type d'oxyde existe pour cet élément ou composé, il n'est pas nécessaire de mettre le préfixe.

Exemples :

Oxydes métalliques

Na₂O : oxyde de sodium {seul oxyde possible}.

MgO : oxyde de magnésium {seul oxyde possible}.

Cr₂O₃ : sesquioxyde de chrome { Rapport de 3/2}.

CrO₃ : trioxyde de chrome { Rapport de 3/1}.

Oxydes non-métalliques

Cl₂O : hémioxyde de chlore { Rapport de 1/2}.

P₂O₃ : sesquioxyde de phosphore { Rapport de 3/2}.

P₂O₅ : hémipentoxyde de phosphore { Rapport de 5/2}.

(CH₃)₃NO: oxyde de triméthylamine {seul oxyde possible}.

SiO₂ : dioxyde de silicium (silice)

SiO : monoxyde de silicium^[1]

Préparation

À partir de l'état naturel, il est souvent inutile de faire réagir chimiquement un oxyde et un simple traitement physique sert à isoler l'oxyde. Les traitements chimiques servent plus souvent à séparer les métaux dans les oxydes multiples qu'à obtenir l'oxyde à partir d'un composé, même si cette opération est souvent réalisée avec les sulfures métalliques de fer et de cuivre en particulier.

En laboratoire, on peut précipiter l'oxyde du métal directement (rarement) ou en deux étapes l'hydroxyde ou le carbonate du métal et récupérer l'oxyde par grillage et élimination d'eau ou de CO₂.

Utilisations

En tant que matériaux

Deux exemples d'utilisation d'oxydes : Un verre (majoritairement SiO₂) teinté en bleu par un ajout d'oxyde de cobalt

Beaucoup d'oxydes ont des propriétés intéressantes comme:

• semiconducteurs : FeO
• supraconducteurs : Oxydes de cuivre III YBa₂Cu₃O₇
• réfractaires : CeO₂ (point de fusion supérieur à 3 000 °C), alumine, MgO
• colorants : TiO₂, blanc pour la peinture, divers oxydes de chrome entre autres pour le verre
• catalyseurs : alumine (Al₂O₃), zéolithes à base de SiO₂, oxydes de platine.
• Matériaux composites, céramique, ciments et verres : Surtout la silice SiO₂ dans les verres, le calcaire/La calcite CaCO₃ dans les ciments.
• Centrales nucléaires : On utilise les combustibles sous forme d'oxydes parce qu'ils sont plus maniables sous cette forme (l'uranium réagit spontanément avec l'air au-delà d'une certaine température)

Dans des réactions chimiques

1. Préparation de métaux :
   • Fer à partir de Fe₂O₃ et Fe₃O₄ (voir sidérurgie)
     

     

     oxyde ferrique
   • Aluminium à partir d’alumine (Voir réduction électrolytique de l'aluminium)
   • Hydrogène à partir de l’eau
   • Et beaucoup d’autres métaux parmi lesquels l’uranium, le tungstène, le molybdène, l’étain, le titane (en passant par TiCl₄), le silicium pour ne citer qu’eux.
2. Réactions en chimie organique :
   • réactions d’addition d’organo-métalliques sur CO₂ ou des cétones
   • réaction avec SO₃ pour produire des sulfones
   • réaction d’oxydation par MnO₄^-, CrO₃
   • déshydratation par P₂O₅
   • catalyse, en particulier l’alumine et les zéolithes
3. En chimie minérale :
   • Avec l’eau pour produire des oxoacides comme SO₃ + H₂O → H₂SO₄
   • Production de bases fortes Na₂O
   • Agent oxydants/transporteurs d’oxygène : oxydes d’azote, acide nitrique, permanganate, perchlorates (voir explosifs)
   • Agent colorant des feux d’artifices (oxydes métalliques)
4. En biologie :
   • L’acide phosphorique à base d’oxyde de phosphore joue un rôle d’extrême importance en tant qu’élément de la structure de la molécule d’ADN et des transporteurs d’énergie comme l’ADP
   • On a constaté que les cellules tueuses de notre système immunitaire sécrétaient du monoxyde d’azote pour tuer leur victime.

Aspect environnemental

Du fait de leur pouvoir oxydant, de leur réaction avec l'eau ou de leur structure certains oxydes peuvent poser des problèmes environnementaux listés ci-dessous :

• effet de serre : dioxyde de carbone et eau.
• pollution atmosphérique nocive : oxydes d'azote, oxydes de soufre.
• Pollution des eaux (rejets miniers acides, contamination par des nitrates)

Notes et références

Voir aussi

Liens internes

• Conduction électrique dans les oxydes cristallins

• Oxygène
• Oxyde parfait

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